Médaille
N°1 pour apprendre & réviser du collège au lycée.
Marianne

Conforme au programme
officiel 2018 - 2019

La réaction chimique

Déjà plus de

1 million

d'inscrits !

Avant de commencer, regarde la vidéo

​Introduction :

Les rappels sur les calculs de quantités de matière constitueront la première partie de ce cours. Puis nous définirons ce qu’est exactement une réaction chimique, avant de nous consacrer à la façon de rendre compte de son avancée.

Calcul de quantités de matière

Nombre d’Avogadro et quantité de matière des solides

bannière definition

Définition

Quantité de matière :

La quantité de matière nn, est une grandeur qui quantifie le nombre d’entités (atomes, ions, molécules, etc.) Elle s’exprime en mole (mol\text{mol}).

bannière propriete

Propriété

Propriété physique de la mole :

Une mole contient 6,02×10236,02\times 10^{23} entités, ce chiffre est la constante d’Avogadro.

Paraphrase Formule Unités
La quantité de matière nn est le rapport entre le nombre d’entité et le nombre d’Avogadro. n=NNAn=\frac{N}{NA} La quantité de matière nn est en mol\text{mol}, le nombre d’entité N\text{N} n’a pas d’unité, NANA le nombre d’Avogadro, ou constante d’Avogadro, est égal à 6,02.10236,02.10^{23} entités et est en mol1mol^{-1}.
bannière definition

Définition

Masse molaire :

La masse molaire M\text{M} d’un atome ou d’une molécule est la masse d’une mole de cet atome ou de cette molécule.

La masse molaire d’une molécule est égale à la somme des masses molaires atomiques des éléments. Son unité est le gramme par mole (gmol1\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}).

bannière exemple

Exemple

Par exemple, M(H)=1 gmol1\text{M}(\text H) = 1\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}, M(O)=16 gmol1\text{M}(\text O) = 16\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}, ainsi la masse molaire de l’eau est M(H2O)=2×1+16=18 gmol1\text{M}(\text H_2\text O) = 2\times1 + 16 = 18\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}.

bannière astuce

Astuce

Les masses molaires des atomes et molécules principaux ne sont pas à apprendre par cœur.

La masse molaire est très importante car elle permet de calculer les quantités de matière des solides ou des liquides purs.

  • Quantité de matière d’un solide ou d’un liquide pur :

Paraphrase Formule Unités
La quantité de matière nn contenue dans une masse mm d’une espèce chimique pure est le rapport entre la masse divisée par la masse molaire. n=mMn=\dfrac{m}{M} La quantité de matière nn en mol\text{mol}, la masse mm est en gramme (g\text g), la masse molaire MM est en gramme par mole (gmol1\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}).
La masse est égale à la quantité de matière multipliée par la masse molaire m=n×Mm=n\times M La quantité de matière nn en mol\text{mol}, la masse mm est en gramme (g\text g), la masse molaire MM est en gramme par mole (gmol1\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}).
La masse molaire est égale à la masse divisée par la quantité de matière M=mnM=\frac{m}{n} La quantité de matière nn en mol\text{mol}, la masse mm est en gramme (g\text g), la masse molaire MM est en gramme par mole (gmol1\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}).
bannière exemple

Exemple

Par exemple, la quantité de matière contenue dans 36 g36\text{ g} d’eau est : nH2O=mH2OMH2O=3618=2 moln{\text H2\text O}=\dfrac{m{\text H2\text O}}{M{\text H2\text O}}=\dfrac{36}{18}=2\ \text{mol}

Quantité de matière en solution, masse volumique et densité

Paraphrase Formule Unités
La quantité de matière d’un soluté est le produit de sa concentration par son volume n=c×Vn=c\times \text V La quantité de matière nn en mol\text{mol}, la concentration cc est en molL1\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}, le volume V\text V est en litres (L\text L)
La concentration d’un soluté est le rapport entre sa quantité de matière et son volume. c=nVc=\frac{n}{\text V} La quantité de matière nn en mol\text{mol}, la concentration cc est en molL1\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}, le volume V\text V est en litres (L\text L)
bannière exemple

Exemple

Par exemple, la quantité de matière de glucose dans 100 mL100\ \text{mL} d’une solution de concentration d’une mole par litre (1 molL11\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}) est n=1×100.103=0,1 moln=1\times 100.10^{-3}=0,1\ \text{mol}.

bannière astuce

Astuce

Dans le cas d’un liquide pur, si on ne donne que le volume, il faut utiliser la masse volumique ou la densité.

Paraphrase Formule Unités
La masse volumique ρ{\rho} (rho) est le rapport entre la masse et le volume ρ=mV\rho=\frac{m}{\text V} La masse volumique ρ\rho en gL1\text{g}\cdot\text{L}^{-1}, la masse mm en g\text g, le volume V\text V est en litres.
La masse est égale à la masse volumique multipliée par le volume. m=V×ρm=\text V\times \rho La masse volumique ρ\rho en g.L1\text{g.L}^{-1}, la masse mm en g\text g, le volume V\text V est en litres.
bannière astuce

Astuce

On peut aussi exprimer une masse volumique en gramme par millilitre (gmL1\text{g}\cdot\text{mL}^{-1}), ou en kilogramme par mètre cube (kgm3\text{kg}\cdot\text{m}^{-3}).

bannière exemple

Exemple

Par exemple un litre d’eau pèse un kilogramme soit 10001000 grammes, l’eau a donc une masse volumique : ρ=10001=1000 g.L1\rho=\dfrac{1000}{1}=1000\ \text{g.L}^{-1}.

On peut aussi déterminer la masse volumique d’un corps à partir de sa densité.

Paraphrase Formule Unités
La densité est le rapport entre la masse volumique du corps et celle d’un corps de référence : l’eau d=ρρeaud=\dfrac{\rho}{\rho{\text{eau}}} La densité dd est une grandeur sans unité, les masses volumiques ρ\rho et ρeau\rho{\text{eau}} doivent être de la même unité, généralement des grammes par litre (gL1\text{g}\cdot\text{L}^{-1})
La masse volumique d’une substance est égale à sa densité multipliée par la masse volumique de l’eau. ρ=d×ρeau\rho=d\times \rho{eau} La densité dd est une grandeur sans unité, les masses volumiques ρ\rho et ρeau\rho{\text{eau}} doivent être de la même unité, généralement des grammes par litre (gL1\text{g}\cdot\text{L}^{-1})
bannière exemple

Exemple

Par exemple l’éthanol a une densité de 0,7890,789 donc sa masse volumique est :

ρeˊthanol=deˊthanol×ρeau=789 gL1\rho{\text{éthanol}}=d{\text{éthanol}}\times \rho_{\text{eau}}=789\ \text{g}\cdot\text{L}^{-1}

On cherche à calculer la quantité de matière contenue dans un volume d’eau pure de 36 mL36\ \text{mL} et de masse volumique 1000 gL11000\ {\text{g}\cdot\text{L}}^{-1} :

  • on détermine d’abord la masse mm du liquide grâce à sa masse volumique ρ\rho et son volume V\text V: m=V×ρ=0,036×1000=36m=\text V\times \rho=0,036\times1000=36 ;
  • on divise la masse obtenue par sa masse molaire MM, pour l’eau, on ajoute la masse molaire de l’oxygène (16 gmol116\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}) à celle des deux atomes d’hydrogène (1 gmol11\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}) : n=mM=3618=2 moln=\frac{m}{M}=\frac{36}{18}=2\ \text{mol}
bannière astuce

Astuce

Il est possible de gagner du temps en calculant directement n=× ρMn=\frac{\text V\ \times\ \rho}{M}.

Volume molaire d’un gaz parfait

Pour calculer la quantité de matière présente dans un gaz parfait on utilise le volume molaire.

bannière definition

Définition

Volume molaire :

Le volume molaire, noté Vm\text V_m, est le volume occupé par une mole de gaz. Son unité est le litre par mol (Lmol1\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}), il ne dépend que de la pression et de la température.

Par convention, sous une pression de 1013 hectopascal et à une température de 25°C25\degree\text C, le volume molaire Vm=24 Lmol1\text V_m=24\ \text{L}\cdot\text{mol}^{-1}.

bannière attention

Attention

​Dans le système international, on préfère exprimer le volume molaire en mètre cube par mole (m3mol1\text m^3\cdot \text{mol}^{-1}). Il arrivera donc que certains exercices utilisent cette unité de mesure !

Quantité de matière d’un gaz :

La quantité de matière contenue dans un gaz pur, est le rapport entre son volume et son volume molaire : n=VVmn=\frac{\text V}{\text V_m}

nn en mole, V\text V en litre (L), le volume molaire Vm\text V_m est en Lmol1\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}

bannière exemple

Exemple

Par exemple, 48 L48\ \text L de dioxygène pur contiennent n=4824=2 moln=\frac{48}{24}=2\ \text{mol}.

La réaction chimique

Définition

bannière definition

Définition

Réaction chimique :

Une réaction chimique est la transformation de réactifs à l’état initial en produits à l’état final.

Elle est modélisée par une équation-bilan : reˊactifsproduitsréactifs\longrightarrow produits

Dans l’équation bilan, les réactifs sont à gauche de la flèche et les produits à droite. La flèche symbolise la transformation chimique.

Une réaction chimique met en jeu un nombre précis de molécules. Les molécules sont représentées par leur formule brute et sont précédées d’un chiffre appelé le coefficient stœchiométrique.

bannière definition

Définition

Coefficient stœchiométrique :

Le coefficient stœchiométrique, ou nombre stœchiométrique, donne les proportions dans lesquelles les différentes molécules d’une réaction chimique sont présentes.

bannière exemple

Exemple

Par exemple, dans l’équation-bilan de la combustion de l’éthanol, les chiffres 3, 2 et 3 sont des coefficients stœchiométriques.

C2H6+ 3 O2  2 CO2 + 3 H2O\text C2\text H6\text O\ +\ 3\ \text O2\ \longrightarrow\ 2\ \text{CO}2\ +\ 3\ \text H_2\text O

bannière à retenir

À retenir

Lorsqu’un coefficient stœchiométrique est égal à 1, il est sous-entendu.

bannière à retenir

À retenir

Des espèces présentes en solution mais qui ne participent pas à la réaction chimique sont qualifiées de spectatrices et n’apparaissent pas dans l’équation-bilan.

Lois de conservation

« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme »

Cette citation, reprise d’un philosophe grec, est attribuée à Lavoisier. Elle résume la loi de conservation telle qu’on la trouve formulée dans son Traité élémentaire de chimie, paru en 1789.

Principe de Lavoisier ou loi de conservation :

Selon le principe de Lavoisier, au cours d’une transformation chimique deux grandeurs se conservent :

  • le nombre de chaque atome, car la masse des réactifs est égale à celle des produits.

Si on reprend l’exemple de la réaction de combustion de l’éthanol, il y a 2 atomes de carbone, 7 atomes d’oxygène et 6 atomes d’hydrogène du côté des réactifs et du côté des produits.

  • la charge électrique se conserve également.
bannière exemple

Exemple

Par exemple, dans la réaction Fe + 2 H+  Fe2+ + H2\text{Fe}\ +\ 2\ \text{H}^+\ \longrightarrow\ \text{Fe}^{2+}\ +\ \text H_2 il y a deux charges positives du côté des réactifs et autant du côté des produits.

Pour respecter ces deux règles, et avoir le bon nombre d’atomes et de charges, on utilise les coefficients stœchiométriques.

Suivi de la réaction chimique

Avancement

Avancement de réaction :

L’avancement xx de la réaction est une grandeur exprimée en moles qui permet de quantifier l’avancement d’une réaction chimique.

Pour une réaction quelconque d’équation a+ b c+ dDa\text A\ +\ b\text B\ \longrightarrow\ c\text C\ +\ d\text D, si axax moles de A\text A sont consommées alors bxbx moles de B\text B seront consommées alors que, dans le même temps, cxcx moles de C\text C et dxdx moles de D\text D seront formées.

bannière exemple

Exemple

Par exemple, pour la réaction de combustion de l’éthanol C2H6+ 3 O2  2 CO2 + 3 H2O\text C2\text H6\text O\ +\ 3\ \text O2\ \longrightarrow\ 2\ \text{CO}2\ +\ 3\ \text H2\text O ; si xx moles d’éthanol (C2H6O\text C2\text H6\text O) sont consommées, 3x3x moles de dioxygène (O2\text O2) seront consommées et dans le même temps 2x2x moles de dioxyde de carbone (CO2\text{CO}2) sont formées ainsi que 3x3x moles d’eau (H2O\text H2\text O).

Tableau d’avancement et proportions stœchiométriques

À partir des quantités initiales de réactifs et des coefficients stœchiométriques, on peut établir un tableau d’avancement de la réaction.

Le tableau d’avancement de la réaction permet de faire un bilan des quantités de matière pour chacun des réactifs et des produits à trois instants :

  • l’instant initial où l’avancement xixi de la réaction est nul, la quantité de matière initiale de réactifs vaut n0n0 et la quantité de matière initiale de produits est nulle ;
  • un instant quelconque avec un avancement xx de la réaction ;
  • l’instant final avec un avancement xfx_f de la réaction.

Tableau d’avancement d’une réaction

bannière exemple

Exemple

Dans le cas de la combustion de l’éthanol voici le tableau d’avancement :

Tableau d’avancement de la combustion de l’éthanol

bannière à retenir

À retenir

Une réaction chimique n’évolue plus, et atteint son état d’avancement final, lorsqu’au moins un de ses réactifs est entièrement consommé.

Il y a deux cas différents :

  • dans le cas où un seul des réactifs est entièrement consommé, il est appelé réactif limitant (lorsqu’il est entièrement consommé, la réaction chimique s’arrête), l’autre réactif est le réactif en excès.
  • dans le cas où les deux réactifs sont entièrement consommés, on dit qu’ils sont présents en proportions stœchiométriques.

Études de cas

Dans certains cas, l’un des réactifs est limitant.

Pour identifier le réactif limitant, il faut revenir au tableau d’avancement et calculer la valeur de xfx_f :

  • dans le cas où A\text A est limitant, ce qui revient à résoudre l’équation n0(A)axf=0n0(\text A)-axf=0
  • dans le cas où B\text B est limitant, ce qui revient à résoudre l’équation n0(B)bxf=0n0(\text B)-bxf=0

Il faut ensuite comparer les valeurs trouvées pour xfx_f dans chaque cas.

bannière à retenir

À retenir

Le réactif limitant sera celui pour lequel la valeur obtenue pour xfx_f est la plus petite.

Par exemple cherchons le réactif limitant de la combustion de l’éthanol quand on utilise 3 moles d’éthanol et 3 moles de dioxygène.

Le tableau d’avancement s’écrit alors :

Tableau de réaction lors de la combustion de l’éthanol

Cherchons xfx_f :

  • dans le cas où l’éthanol serait le réactif limitant 3xf=03-xf=0 donc xf=3xf=3 ;
  • dans le cas où le dioxygène serait le réactif limitant 33xf=03-3xf=0 donc xf=1xf=1.

La valeur de xfxf la plus petite est obtenue avec le dioxygène. Donc le dioxygène est l’espèce limitante et l’avancement final xfxf de la réaction vaut 1 mol1\ \text{mol}.

Ce résultat peut être retrouvé en comparant pour chaque réactif le rapport entre son nombre de moles initial et son coefficient stœchiométrique :

  • pour l’éthanol n0(C2H6O)1=31=3\dfrac{n0(\text C2\text H_6\text O)}{1}=\dfrac{3}{1}=3 ;
  • pour le dioxygène n0(O2)3=33=1\dfrac{n0(\text O2)}{3}=\dfrac{3}{3}=1

Le rapport est moins élevé pour le dioxygène, qui est donc le réactif limitant. On en déduit que 33xf=03-3xf=0 et xf=1 molxf=1\ \text{mol}.

On peut alors déterminer les quantités finales de réactifs et de produits en remplaçant xfx_f par sa valeur dans le tableau d’avancement :

À l’état intermédiaire :

  • l’éthanol est égal à 3x3-x, l’oxygène à 33x3-3x
  • le dioxyde de carbone est égal à 2x2x et l’eau à 3x3x

À l’état final (comme xf=1x_f=1) il reste deux moles d’éthanol et zéro moles de dioxygène tandis que deux moles de dioxyde de carbone et trois moles d’eau se sont formées.

Étudions le cas où les deux réactifs sont introduits en proportions stœchiométriques :

Le rapport entre le nombre de moles initial et le coefficient stœchiométrique est le même pour chacun des réactifs.

bannière à retenir

À retenir

Dans les proportions stœchiométriques, à l’état final, tous les réactifs ont été consommés, leur quantité de matière est donc nulle.

Le tableau d’avancement donne les relations n0(A)axf=n0(B)bxf=0n0(\text A)-axf=n0(\text B)-bxf=0 et donc xf=n0(A)a=n0(B)bxf=\dfrac{n0(\text A)}{a}=\dfrac{n_0(\text B)}{b}.

Revenons à l’exemple de la combustion de l’éthanol mais cette fois-ci on utilise trois moles d’éthanol et neuf moles de dioxygène. Les réactifs sont bien utilisés dans des proportions stœchiométriques, car d’après les coefficients stœchiométriques de l’équation de réaction, il faut utiliser trois fois plus de dioxygène que d’éthanol pour que tous les réactifs disparaissent.

Tableau d’avancement de la réaction :

Dans ce cas comme 3xf=03-xf=0 et 93xf=09-3xf=0 on a donc xf=3 molxf=3\ \text{mol}. On peut alors déterminer les quantités finales de produits formés en remplaçant xfxf par sa valeur :

  • pour le dioxyde de carbone n(CO2)=2xf=2×3=6 moln(\text{CO}2)=2xf=2\times 3=6\ \text{mol}
  • pour l’eau ​n(H2O)=3xf=3×3=9 moln(\text H2\text O)=3xf=3\times 3=9\ \text{mol}

Conclusion :

Une réaction chimique est la transformation de réactifs à l’état initial en produits à l’état final. Lors de l’écriture de l’équation d’une réaction, celle-ci doit toujours être équilibrée selon le principe de conservation des atomes et des charges.

Une réaction chimique met en jeu des quantités de matière :

  • parfois dans une masse si l’espèce est solide ;
  • parfois dans un volume volume si l’espèce est liquide ;
  • mais aussi dans une concentration si l’espèce est en solution.

Enfin, pour suivre l’évolution d’une réaction chimique, nous avons vu comment réaliser un tableau d’avancement. Il permet de faire le bilan des quantités de matières des réactifs et produits présents en fonction de l’avancée de la réaction. Il permet donc de calculer les quantités de matière précises des réactifs et des produits à la fin de la réaction.